2020届高考化学二轮复习非金属及其化合物学案
展开一、碳、硅及其重要化合物
1.自然界中碳元素既有游离态，又有化合态，而硅元素仅有化合态，且以二氧化硅和硅酸盐形式存在
2.硅不能与HCl、H2SO4、HNO3反应，仅能与HF反应。化学方程式为 Si + 4HF = SiF4↑ + 2H2↑
3.硅是唯一能与NaOH溶液反应放出H2的非金属单质。化学方程式为： Si +2NaOH + H2O = Na2SiO3 + 2H2↑
4.工业制取粗硅的方法： SiO3 + 2C == Si +2CO↑，生成的是CO，不是CO2。
5.工业制取纯硅的方法：
① SiO2 + 2C == Si（粗） +2CO↑ ②Si + 2Cl2 == SiCl4
③SiCl4 + 2H2 ==Si + 4HCl
6. SiO2 + 2C == Si +2CO↑的反应原理是高温条件下，生成 物CO从体系逸出，有利于反应进行，而不是氧化还原反应，不能说明碳的还原性强于硅（事实上是硅的还原性强于碳）
7.酸性氧化物一般能与水反应生成酸，但二氧化硅不溶于水；酸性氧化物一般不与酸反应，但SiO2能与HF反应，方程式为 SiO3 + 4HF = SiF4↑ + 2H2O（SiF4不是盐）
8.硅是良好的半导体材料，而SiO3不导电，是光导纤维的主要成份。
9.工业上制取玻璃的反应方程式是 Na2CO3 + SiO3 == Na2SiO3 + CO2↑ CaCO3 + SiO3 == CaSiO3 + CO2↑ 其反应原理是难挥发的SiO2固体生成易挥发的CO2气体，是个熵增的反应。
10.盛装NaOH溶液的试剂瓶能用玻璃瓶，但不能用玻璃塞（磨口），其原因是磨口玻璃塞中的二氧化硅裸露在外，与NaOH反应生成Na2SiO3，使瓶身瓶塞黏在一起，不易打开。化学方程式为 SiO3 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2O
11. Na2SiO3水溶液俗称水玻璃，是混合物。 Na2SiO3俗称泡花碱，是纯净物。
12.硅酸是高中阶段唯一的固体酸、沉淀酸。
13.二氧化碳的化学式（分子式）为CO2，表示一个分子的组成。而二氧化硅没有分子式，其化学式是SiO3。
14. SiO3表示每个硅原子周围4个氧原子，每个氧原子周围2个硅原子，按照硅氧原子个数为1：2形成的正四面体。
15.可以用HF在玻璃上雕刻花纹，且HF不能用玻璃容器盛装。
16. SiO3是H2SiO3的酸酐，但它不溶于水，不能直接用它与水反应制备H2SiO3
17.因H2CO3的酸性大于H2SiO3，所以在Na2SiO3溶液中通人CO2能发生下列反应：Na2SiO3+CO2+H2O= H2SiO3↓+Na2CO3，但在高温下SiO2+Na2CO3Na2SiO3+CO2↑也能发生。
18.水泥、玻璃、陶瓷是三大传统的无机非金属材料；碳化硅、氮化硅等是新型无机非金属材料。
19. 普通水泥的主要成分是硅酸三钙（3CaO·SiO2）、硅酸二钙（2CaO·SiO2）和铝酸三钙（3CaO·Al2O3），水泥具有水硬性，水泥、沙子和碎石的混合物叫混凝土。
20. 制造陶瓷的主要原料是石灰石、石英、纯碱，，玻璃是无固定熔点的混合物。加入氧化钴后的玻璃呈蓝色，加入氧化亚铜后的玻璃呈红色，普通玻璃一般呈淡绿色，这是因为原料中混有二价铁的缘故。
21.制造陶瓷的主要原料是黏土，黏土的主要成分：Al2O3·2SiO2·2H2O。
二、卤素及其重要化合物
1.液氯密封保存在钢瓶中，而氯水、次氯酸应保存在棕色试剂瓶中。
2.液氯、氯气是单质、纯净物，而氯水是混合物，氯水的成份是“四离子，三分子”，分别是：H+、Cl-、ClO-、OH-及H2O、HClO、Cl2等。
3.1mol Cl2参加反应，转移的电子数可能为2NA。例 氯气与金属和非金属反应；也有可能为NA，例氯气与碱溶液反应；也有可能小于NA，例Cl2与水的反应为可逆反应。
4.次氯酸HClO的结构式是H-O-Cl
5.次氯酸HClO的化性有 ①弱酸性 ②不稳定性2HClO = 2HCl + O2↑ ③强氧化性（漂白性）
6. HClO和ClO-都具有强氧化性，ClO-无论是在酸性、碱性、中性都有强氧化性。
7.ClO-与Fe3+、Al2+、NH4+ 因双水解不能大量共存。
8. 漂白液的主要成份是NaCl、NaClO，有效成份是NaClO。漂白粉的主要成份是CaCl2、Ca(ClO)2，有效成份是Ca(ClO)2
9.84消毒液（NaClO）和洁厕灵（HCl）不能混用（ClO- + ClO- + H+ = Cl2↑ + H2O）
10.漂白粉漂白原理：Ca(ClO)2 + H2O + CO2 = CaCO3↓ + 2HClO ，
漂白粉失效原理：Ca(ClO)2 + H2O + CO2 = CaCO3↓ + 2HClO . 2HClO=====2HCl + O2↑
11.向Ca(ClO)2溶液中通入CO2气体，之后沉淀生成，后沉淀消失。 Ca(ClO)2 + H2O + CO2 = CaCO3↓ + 2HClO
CaCO3 + H2O + CO2 = Ca(HCO3)2
12.向Ca(ClO)2溶液中通入SO2气体生成的是CaSO4，其离子方程式为：Ca2+ + 3ClO- + SO2 + H2O = CaSO4↓ + Cl- + 2HClO
13. Fe和Cl2反应，无论Fe过量或不足，只能生成FeCl3
14.实验室制Cl2，除了用MnO2和浓HCl加盐反应制备外，还可以用KMnO4、KClO3与浓HCl反应，且不需要加热
15.实验室可以用饱和食盐水收集Cl2，原因为 Cl2 + H2O ⇌ HCl + HClO，饱和食盐水中（Cl-）大，降低了Cl2在水的溶解度，使平衡逆向进行。
16. 向NaClO溶液中通入CO2，无论CO2是少量还是过量均发生 NaClO + H2O + CO2 = NaHCO3 + HClO
17. 向NaClO溶液中通入SO2气体，其离子方程式是 3ClO- + SO2 + H2O = Cl- + SO42- + 2HClO （SO2少量）
ClO- + SO2 + H2O = SO42- + 2H+ + 2Cl- （SO2过量）
18. 工业上氯气的制备：在工业上用电解饱和食盐水的方法来制取氯气（氯碱工业）。
2NaCl + 2H2O =====2NaOH + Cl2↑+ H2↑
19.液溴需要用水封，溴蒸气呈红棕色，液溴呈红棕色，溴水呈橙色；溴的CCl4溶液呈橙红色。
20.碘单质易升华，且遇淀粉发蓝。
21.MnO2和浓盐酸在加热情况下生成Cl2，但随反应进行，浓盐酸变稀，MnO2与HCl反应停止。
三．硫及其化合物
1.硫元素在自然界中既有游离态，也有化合态，游离态主要存在于火山喷口，而化合态主要以硫化物、硫酸盐的形式存在。
2.硫是淡黄色固体，难溶于水，微溶于酒精，易溶于CS2。
3.附着于试管内壁的硫，可以用热的NaOH溶液进行洗涤，也可以用CS2进行洗涤。
4.硫在氧气中的燃烧产物只能是SO2，不能生成SO3。
5.硫与变价金属反应时，只能生成低价态金属硫化物，如 Fe + S ≜ FeS，
2Cu + S ≜ Cu2S
6.硫单质呈0价，处于硫元素的中间价态，硫有氧化性又有还原性。
7.二氧化硫有酸性氧化物，氧化性、还原性、漂白性四方面性质。
8.SO2不能漂白酸碱指示剂，只能使酸紫色石蕊溶液变红，但不能褪色。
9.SO2使氯水、溴水、酸性KMnO4溶液褪色，是因为发生了氧化还原反应，体现了SO2的还原性。
10.SO2通入H2S溶液中会生成淡黄色浑浊S，体现了SO2的氧化性。
11.SO2具有漂白性，能使品红溶液褪色，但加热后又恢复到原来的颜色。
12.SO2的漂白原理是SO2与有色物质生成了不稳定的无色物质，加热后又复原，其漂白具有不彻底性。
13.正常雨水的pH为5.6，小于5.6的雨水是酸雨。
14.含硫化石燃料，燃烧会产生SO2，因此燃煤必须脱硫，即“钙基固硫”。CaO+SO2=CaSO3，CaSO3+O22CaSO4
15.SO3是无色易挥发的固体，标准状况下也是固体。
16.浓硫酸的性质体现在酸性、难挥发性、吸水性、脱水性和强氧化性。
17.浓硫酸具有吸水性，常用作干燥剂，但不能干燥碱性气体NH3和还原性气体H2S、HBr、HI等。
18.浓硫酸的脱水性是将有机物中的氢、氧元素按照原子个数为2：1的比例脱去生成水。
19.浓硫酸是高沸点酸，具有难挥性，利用此性质可制备HCl，原理为2NaCl+H2SO4Na2 SO4+2HCl↑。
20.浓硫酸的稀释方法：将浓H2SO4沿器壁慢慢注入水中，并用玻璃棒搅拌。
21.浓硫酸能与活泼金属Fe、Al在常温下钝化。
22.浓硫酸能与除Au，Pt外的所有金属在加热条件下反应。
23.浓硫酸与Cu反应，随着反应的进行，浓硫酸会变稀，反应停止。
24.黑面包实验中，蔗糖被浓H2SO4脱水生成C，体现了浓H2SO4的脱水性；浓H2SO4又吸水放热，体现吸水性，然后与C反应产生的CO2和SO2，体现强氧化性。
25.SO42−的检验方法：待测液无现象，有白色沉淀生成。
26.温室效应：CO2排放量过多，造成全球气温上升。
27.赤潮水华：富含N、P等生活污水的大量排放，造成水体富营养化。
28.光化学烟雾：主要是由NOX和碳氢化合物引起。
29.臭氧层空洞：氟氧代烷、NOX等大量排放。
30.白色污染：废弃的难降解的塑料。
四、氮及其化合物
1.N2的化学性质稳定是由于其分子内的氮氮三键的键能大。
2.氮的固定包括人工固氮和自然固氮。
3.氮气能与镁反应生成氮化镁，其与水反应生成氢氧化镁和氨气，化学方程式为Mg3N2+6H2O=3Mg(OH)2+2NH3↑。
4.氮有多种氧化物有N2O、NO、N2O3、NO2、N2O4、N2O5等。
5.N2O俗称笑气，NO是明星分子，信使分子，N2O3是HNO2的酸酐，N2O5是HNO3的酸酐。
6.NO2与N2O4之间存在N2O42NO2，故无纯净的NO2或N2O4。
7.氨水中存在平衡：NH3+H2ONH3·H2ONH4++OH-，其中存在三分子（NH3、H2O、NH3·H2O）和三种离子（OH-、H+、NH4+）。
8.实验室制备氨气利用铵盐+碱氨气+盐+水,铵盐选择NH4Cl，碱选择Ca(OH)2。
9.不能选择NH4NO3和NH4HCO3代替NH4Cl，是因为NH4NO3加热会发生爆炸造成危险；NH4HCO3受热易分解成CO2，使收集的NH3不纯。
10.不能用NaOH代替Ca(OH)2，是因为NaOH易潮解，结块，且对玻璃有腐蚀。
11.一般不选择无水CaCl2干燥NH3，因为CaCl2能与NH3反应生成CaCl2· 8NH3，所以干燥NH3一般选择碱石灰。
12.收集时，在试管口塞一团棉花，其作用是减小NH3与空气的对流速度，使收集到的NH3更纯。
13.NH3的验证方法有①用湿润的红色石蕊试纸置于试管口，试纸变蓝；②将蘸有浓盐酸的玻璃棒置于试管口，有白烟产生。
14.铵盐的性质有①铵盐+碱氨气+盐+水；②铵盐不稳定，受热均能分解，但分解不一定产生NH3,如NH4NO3受热分解可能生成N2、HNO3和H2O。
15.喷泉实验的原理是烧瓶内外产生压强差（P外界> P烧瓶）,产生喷泉的方法有①物理方法，②化学方法。
16.NO2通入水中，发生3NO2+H2O=2HNO3+NO，反应后剩余的气体为NO；
17.NO2+O2+H2O型,发生4NO2+O2+2H2O=4HNO3反应，①=4：1，无气体剩余；②>4：1，NO2过量，剩余NO；③<4：1，O2过量，剩余O2。
18.NO+O2+H2O型，发生4NO+3O2+2H2O=4HNO3反应，①=4：3，无气体剩余；②>4：3，NO过量，剩余NO；③<4：3，O2过量，剩余O2。
19.硝酸具有①酸的通性 ②不稳定性 ③强氧化性。
20.HNO3不稳定，光照或受热易分解：4HNO34NO2↑+O2↑+2H2O。
21.HNO3略呈黄色的原因是部分HNO3分解生成NO2溶解在HNO3所致。
22.常温下，浓HNO3能使Fe、Al发生钝化；加热时可与除Au、Pt外所有金属反应。
23.稀、浓HNO3都具有强氧化性；浓度越大，氧化性越强，浓HNO3的还原产物一般是NO2，稀HNO3的还原产物一般是NO。
24.浓HNO3和浓盐酸按照体积比为1:3混合；称为“王水”，可溶解金、铂等金属。
25.铜与浓HNO3反应系数是1：4，铜与稀HNO3反应系数是3：8。
Cu+4HNO3(浓)=Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O
3Cu+8HNO3(稀)=3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O
26.铁与稀HNO3反应，铁少量系数为1：4，铁过量系数为3：8。
Fe+4HNO3(稀)=Fe(NO3)3+NO↑+2H2O 3Fe+8HNO3(稀)=3Fe(NO3)2+2NO↑+4H2O
